РАСТВОРЫ
ТЕОРИЯ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ

ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ
ЭЛЕКТРОЛИТЫ И НЕЭЛЕКТРОЛИТЫ

Теория электролитической диссоциации

(С. Аррениус, 1887г.)

1. При растворении в воде (или расплавлении) электролиты распадаются на положительно и отрицательно заряженные ионы (подвергаются электролитической диссоциации).

2. Под действием электрического тока катионы (+) двигаются к катоду (-), а анионы (-) – к аноду (+).

3. Электролитическая диссоциация - процесс обратимый (обратная реакция называется моляризацией).

4. Степень электролитической диссоциации ( a ) зависит от природы электролита и растворителя, температуры и концентрации. Она показывает отношение числа молекул, распавшихся на ионы ( n ) к общему числу молекул, введенных в раствор ( N ).

a = n / N 0< a <1

Механизм электролитической диссоциации ионных веществ

При растворении соединений с ионными связями (например , NaCl ) процесс гидратации начинается с ориентации диполей воды вокруг всех выступов и граней кристаллов соли.

Ориентируясь вокруг ионов кристаллической решетки, молекулы воды образуют с ними либо водородные, либо донорно-акцепторные связи. При этом процессе выделяется большое количество энергии, которая называется энергией гидратации.

Энергия гидратации, величина которой сравнима с энергией кристаллической решетки, идет на разрушение кристаллической решетки. При этом гидратированные ионы слой за слоем переходят в растворитель и, перемешиваясь с его молекулами, образуют раствор.

Механизм электролитической диссоциации полярных веществ

Аналогично диссоциируют и вещества, молекулы которых образованы по типу полярной ковалентной связи (полярные молекулы). Вокруг каждой полярной молекулы вещества (например , HCl ), определенным образом ориентируются диполи воды. В результате взаимодействия с диполями воды полярная молекула еще больше поляризуется и превращается в ионную, далее уже легко образуются свободные гидратированные ионы.

Электролиты и неэлектролиты

Электролитическая диссоциация веществ, идущая с образованием свободных ионов объясняет электрическую проводимость растворов.

Процесс электролитической диссоциации принято записывать в виде схемы, не раскрывая его механизма и опуская растворитель ( H 2 O ), хотя он является основным участником.

CaCl 2 « Ca 2+ + 2Cl -

KAl(SO 4) 2 « K + + Al 3+ + 2SO 4 2-

HNO 3 « H + + NO 3 -

Ba(OH) 2 « Ba 2+ + 2OH -

Из электронейтральности молекул вытекает, что суммарный заряд катионов и анионов должен быть равен нулю.

Например , для

Al 2 (SO 4) 3 ––2 (+3) + 3 (-2) = +6 - 6 = 0

KCr(SO 4) 2 ––1 (+1) + 3 (+3) + 2 (-2) = +1 + 3 - 4 = 0

Сильные электролиты

Это вещества, которые при растворении в воде практически полностью распадаются на ионы. Как правило, к сильным электролитам относятся вещества с ионными или сильно полярными связями: все хорошо растворимые соли, сильные кислоты ( HCl , HBr , HI , HClO 4 , H 2 SO 4 , HNO 3 ) и сильные основания ( LiOH , NaOH , KOH , RbOH , CsOH , Ba (OH ) 2 , Sr (OH ) 2 , Ca (OH ) 2 ).

В растворе сильного электролита растворённое вещество находится в основном в виде ионов (катионов и анионов); недиссоциированные молекулы практически отсутствуют.

Слабые электролиты

Вещества, частично диссоциирующие на ионы. Растворы слабых электролитов наряду с ионами содержат недиссоциированные молекулы. Слабые электролиты не могут дать большой концентрации ионов в растворе.

К слабым электролитам относятся:

1) почти все органические кислоты ( CH 3 COOH , C 2 H 5 COOH и др.);

2) некоторые неорганические кислоты ( H 2 CO 3 , H 2 S и др.);

3) почти все малорастворимые в воде соли, основания и гидроксид аммония (Ca 3 (PO 4 ) 2 ; Cu (OH ) 2 ; Al (OH ) 3 ; NH 4 OH ) ;

4) вода.

Они плохо (или почти не проводят) электрический ток.

СH 3 COOH « CH 3 COO - + H +

Cu (OH ) 2 « [ CuOH ] + + OH - (первая ступень)

[ CuOH ] + « Cu 2+ + OH - (вторая ступень)

H 2 CO 3 « H + + HCO - (первая ступень)

HCO 3 - « H + + CO 3 2- (вторая ступень)

Неэлектролиты

Вещества, водные растворы и расплавы которых не проводят электрический ток. Они содержат ковалентные неполярные или малополярные связи, которые не распадаются на ионы.

Электрический ток не проводят газы, твердые вещества (неметаллы), органические соединения (сахароза, бензин, спирт).

Степень диссоциации. Константа диссоциации

Концентрация ионов в растворах зависит от того, насколько полно данный электролит диссоциирует на ионы. В растворах сильных электролитов, диссоциацию которых можно считать полной, концентрацию ионов легко определить по концентрации (c ) и составу молекулы электролита (стехиометрическим индексам), например :

Концентрации ионов в растворах слабых электролитов качественно характеризуют степенью и константой диссоциации.

Степень диссоциации (a ) - отношение числа распавшихся на ионы молекул ( n ) к общему числу растворенных молекул ( N ):

a = n / N

и выражается в долях единицы или в % ( a = 0,3 – условная граница деления на сильные и слабые электролиты).

Пример

Определите мольную концентрацию катионов и анионов в 0,01 М растворах KBr , NH 4 OH , Ba (OH ) 2 , H 2 SO 4 и CH 3 COOH .

Степень диссоциации слабых электролитов a = 0,3.

Решение

KBr , Ba (OH ) 2 и H 2 SO 4 - сильные электролиты, диссоциирующие полностью (a = 1).

KBr « K + + Br -

0,01 M

Ba(OH) 2 « Ba 2+ + 2OH -

0,01 M

0,02 M

H 2 SO 4 « 2H + + SO 4

0,02 M

[ SO 4 2- ] = 0,01 M

NH 4 OH и CH 3 COOH – слабые электролиты (a = 0,3)

NH 4 OH + 4 + OH -

0,3 0,01 = 0,003 M

CH 3 COOH « CH 3 COO - + H +

[ H + ] = [ CH 3 COO - ] = 0,3 0,01 = 0,003 M

Степень диссоциации зависит от концентрации раствора слабого электролита. При разбавлении водой степень диссоциации всегда увеличивается, т.к. увеличивается число молекул растворителя ( H 2 O ) на одну молекулу растворенного вещества. По принципу Ле Шателье равновесие электролитической диссоциации в этом случае должно сместиться в направлении образования продуктов, т.е. гидратированных ионов.

Степень электролитической диссоциации зависит от температуры раствора. Обычно при увеличении температуры степень диссоциации растет, т.к. активируются связи в молекулах, они становятся более подвижными и легче ионизируются. Концентрацию ионов в растворе слабого электролита можно рассчитать, зная степень диссоциации a и исходную концентрацию вещества c в растворе.

Пример

Определите концентрацию недиссоциированных молекул и ионов в 0,1 М раствора NH 4 OH , если степень диссоциации равна 0,01.

Решение

Концентрации молекул NH 4 OH , которые к моменту равновесия распадутся на ионы, будет равна a c . Концентрация ионов NH 4 - и OH - - будет равна концентрации продиссоциированных молекул и равна a c (в соответствии с уравнением электролитической диссоциации)

NH 4 OH		NH 4 +		OH -
c - a c

A c = 0,01 0,1 = 0,001 моль/л

[ NH 4 OH ] = c - a c = 0,1 – 0,001 = 0,099 моль/л

Константа диссоциации ( K D ) - отношение произведения равновесных концентраций ионов в степени соответствующих стехиометрических коэффициентов к концентрации недиссоциированных молекул.

Она является константой равновесия процесса электролитической диссоциации; характеризует способность вещества распадаться на ионы: чем выше K D , тем больше концентрация ионов в растворе.

Диссоциации слабых многоосновных кислот или многокислотных оснований протекают по ступеням, соответственно для каждой ступени существует своя константа диссоциации:

Первая ступень:

H 3 PO 4 « H + + H 2 PO 4 -

K D 1 = () / = 7,1 10 -3

Вторая ступень:

H 2 PO 4 - « H + + HPO 4 2-

K D 2 = () / = 6,2 10 -8

Третья ступень:

HPO 4 2- « H + + PO 4 3-

K D 3 = () / = 5,0 10 -13

K D 1 > K D 2 > K D 3

Пример

Получите уравнение, связывающее степень электролитической диссоциации слабого электролита ( a ) с константой диссоциации (закон разбавления Оствальда) для слабой одноосновной кислоты НА .

HA « H + + A +

K D = () /

Если общую концентрацию слабого электролита обозначить c , то равновесные концентрации Н + и A - равны a c , а концентрация недиссоциированных молекул НА - (c - a c ) = c (1 - a )

K D = (a c a c) / c(1 - a ) = a 2 c / (1 - a )

В случае очень слабых электролитов ( a £ 0,01 )

K D = c a 2 или a = \ é (K D / c )

Пример

Вычислите степень диссоциации уксусной кислоты и концентрацию ионов H + в 0,1 M растворе, если K D (CH 3 COOH ) = 1,85 10 -5

Решение

Воспользуемся законом разбавления Оствальда

\ é (K D / c ) = \ é((1,85 10 -5) / 0,1 )) = 0,0136 или a = 1,36%

[ H + ] = a c = 0,0136 0,1 моль/л

Произведение растворимости

Определение

Поместим в химический стакан какую-либо труднорастворимую соль, например , AgCl и добавим к осадку дистиллированной воды. При этом ионы Ag + и Cl - , испытывая притяжение со стороны окружающих диполей воды, постепенно отрываются от кристаллов и переходят в раствор. Сталкиваясь в растворе, ионы Ag + и Cl - образуют молекулы AgCl и осаждаются на поверхности кристаллов. Таким образом, в системе происходят два взаимно противоположных процесса, что приводит к динамическому равновесию, когда в единицу времени в раствор переходит столько же ионов Ag + и Cl - , сколько их осаждается. Накопление ионов Ag + и Cl - в растворе прекращается, получается насыщенный раствор . Следовательно, мы будем рассматривать систему, в которой имеется осадок труднорастворимой соли в соприкосновении с насыщенным раствором этой соли. При этом происходят два взаимно противоположных процесса:

1) Переход ионов из осадка в раствор. Скорость этого процесса можно считать постоянной при неизменной температуре: V 1 = K 1 ;

2) Осаждение ионов из раствора. Скорость этого процесса V 2 зависит от концентрации ионов Ag + и Cl - . По закону действия масс:

V 2 = k 2

Так как данная система находится в состоянии равновесия, то

V 1 = V 2

k 2 = k 1

K 2 / k 1 = const (при T = const)

Таким образом, произведение концентраций ионов в насыщенном растворе труднорастворимого электролита при постоянной температуре является постоянной величиной . Эта величина называется произведением растворимости (ПР ).

В приведенном примереПР AgCl = [ Ag + ] [ Cl - ] . В тех случаях, когда электролит содержит два или несколько одинаковых ионов, концентрация этих ионов, при вычислении произведения растворимости должна быть возведена в соответствующую степень.

Например , ПР Ag 2 S = 2 ; ПР PbI 2 = 2

В общем случае выражение произведения растворимости для электролита A m B n

ПР A m B n = [A] m [B] n .

Значения произведения растворимости для разных веществ различны.

Например , ПР CaCO 3 = 4,8 10 -9 ; ПР AgCl = 1,56 10 -10 .

ПР легко вычислить, зная ра c творимость соединения при данной t ° .

Пример 1

Растворимость CaCO 3 равна 0,0069 или 6,9 10 -3 г/л. Найти ПР CaCO 3 .

Решение

Выразим растворимость в молях:

S CaCO 3 = ( 6,9 10 -3 ) / 100,09 = 6,9 10 -5 моль/л

M CaCO 3

Так как каждая молекула CaCO 3 дает при растворении по одному иону Ca 2+ и CO 3 2- , то
[ Ca 2+ ] = [ CO 3 2- ] = 6,9 10 -5 моль/л ,
следовательно, ПР CaCO 3 = [ Ca 2+ ] [ CO 3 2- ] = 6,9 10 –5 6,9 10 -5 = 4,8 10 -9

Зная величину ПР , можно в свою очередь вычислить растворимость вещества в моль/л или г/л.

Пример 2

Произведение растворимости ПР PbSO 4 = 2,2 10 -8 г/л.

Чему равна растворимость PbSO 4 ?

Решение

Обозначим растворимость PbSO 4 через X моль/л. Перейдя в раствор, X молей PbSO 4 дадут X ионов Pb 2+ и X ионов SO 4 2- , т.е.:

= = X

ПР PbSO 4 = = = X X = X 2

X = \ é(ПР PbSO 4 ) = \ é(2,2 10 -8 ) = 1,5 10 -4 моль/л.

Чтобы перейти к растворимости, выраженной в г/л, найденную величину умножим на молекулярную массу, после чего получим:

1,5 10 -4 303,2 = 4,5 10 -2 г/л .

Образование осадков

Если

[ Ag + ] [ Cl - ] < ПР AgCl - ненасыщенный раствор

[ Ag + ] [ Cl - ] = ПР AgCl - насыщенный раствор

[ Ag + ] [ Cl - ] > ПР AgCl - перенасыщенный раствор

Осадок образуется в том случае, когда произведение концентраций ионов малорастворимого электролита превысит величину его произведения растворимости при данной температуре. Когда ионное произведение станет равным величине ПР , выпадение осадка прекращается. Зная объем и концентрацию смешиваемых растворов, можно рассчитать, будет ли выпадать осадок образующейся соли.

Пример 3

Выпадает ли осадок при смешении равных объемов 0,2 M растворов Pb (NO 3 ) 2 и NaCl .
ПР PbCl 2 = 2,4 10 -4 .

Решение

При смешении объем раствора возрастает вдвое и концетрация каждого из веществ уменьшится вдвое, т.е. станет 0,1 M или 1,0 10 -1 моль/л. Таковы же будут концентрации Pb 2+ и Cl - . Следовательно, [ Pb 2+ ] [ Cl - ] 2 = 1 10 -1 (1 10 -1 ) 2 = 1 10 -3 . Полученная величина превышает ПР PbCl 2 (2,4 10 -4 ) . Поэтому часть соли PbCl 2 выпадает в осадок. Из всего сказанного выше можно сделать вывод о влиянии различных факторов на образование осадков.

Влияние концентрации растворов

Труднорастворимый электролит с достаточно большой величиной ПР нельзя осадить из разбавленных растворов. Например , осадок PbCl 2 не будет выпадать при смешении равных объемов 0,1 M растворов Pb (NO 3 ) 2 и NaCl . При смешивании равных объемов концентрации каждого из веществ станут 0,1 / 2 = 0,05 M или 5 10 -2 моль/л . Ионное произведение [ Pb 2+ ] [ Cl 1- ] 2 = 5 10 -2 (5 10 -2 ) 2 = 12,5 10 -5 . Полученная величина меньше ПР PbCl 2 , следовательно выпадения осадка не произойдет.

Влияние количества осадителя

Для возможно более полного осаждения употребляют избыток осадителя.

Например , осаждаем соль BaCO 3 : BaCl 2 + Na 2 CO 3 ® BaCO 3 ¯ + 2 NaCl . После прибавления эквивалентного количества Na 2 CO 3 в растворе остаются ионы Ba 2+ , концентрация которых обусловлена величиной ПР .

Повышение концентрации ионов CO 3 2- , вызванное прибавлением избытка осадителя (Na 2 CO 3 ) , повлечет за собой соответственное уменьшение концентрации ионов Ba 2+ в растворе, т.е. увеличит полноту осаждения этого иона.

Влияние одноименного иона

Растворимость труднорастворимых электролитов понижается в присутствии других сильных электролитов, имеющих одноименные ионы. Если к ненасыщенному раствору BaSO 4 понемногу прибавлять раствор Na 2 SO 4 , то ионное произведение, которое было сначала меньше ПР BaSO 4 (1,1 10 -10 ) , постепенно достигнет ПР и превысит его. Начнется выпадение осадка.

Влияние температуры

ПР является постоянной величиной при постоянной температуре. С увеличением температуры ПР возрастает, поэтому осаждение лучше проводить из охлажденных растворов.

Растворение осадков

Правило произведения растворимости важно для переведения труднорастворимых осадков в раствор. Предположим, что надо растворить осадок Ba С O 3 . Раствор, соприкасающийся с этим осадком, насыщен относительно Ba С O 3 .
Это означает, что [ Ba 2+ ] [ CO 3 2- ] = ПР BaCO 3 .

Если добавить в раствор кислоту, то ионы H + свяжут имеющиеся в растворе ионы CO 3 2- в молекулы непрочной угольной кислоты:

2H + + CO 3 2- ® H 2 CO 3 ® H 2 O + CO 2 ­

Вследствие этого резко снизится концентрация иона CO 3 2- , ионное произведение станет меньше величины ПР BaCO 3 . Раствор окажется ненасыщенным относительно Ba С O 3 и часть осадка Ba С O 3 перейдет в раствор. При добавлении достаточного количества кислоты можно весь осадок перевести в раствор. Следовательно, растворение осадка начинается тогда, когда по какой-либо причине ионное произведение малорастворимого электролита становится меньше величины ПР . Для того, чтобы растворить осадок, в раствор вводят такой электролит, ионы которого могут образовывать малодиссоциированное соединение с одним из ионов труднорастворимого электролита. Этим объясняется растворение труднорастворимых гидроксидов в кислотах

Fe(OH) 3 + 3HCl ® FeCl 3 + 3H 2 O

Ионы OH - связываются в малодиссоциированные молекулы H 2 O .

Таблица. Произведение растворимости (ПР) и растворимость при 25 AgCl

1,25 10 -5

1,56 10 -10

AgI

1,23 10 -8

1,5 10 -16

Ag 2 CrO 4

1,0 10 -4

4,05 10 -12

BaSO 4

7,94 10 -7

6,3 10 -13

CaCO 3

6,9 10 -5

4,8 10 -9

PbCl 2

1,02 10 -2

1,7 10 -5

PbSO 4

1,5 10 -4

2,2 10 -8

Водные растворы некоторых веществ являются проводниками электрического тока. Эти вещества относятся к электролитам. Электролитами являются кислоты, основания и соли, расплавы некоторых веществ.

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Процесс распада электролитов на ионы в водных растворах и расплавах под действием электрического тока называется электролитической диссоциацией .

Растворы некоторых веществ в воде не проводят электрический ток. Такие вещества называют неэлектролитами. К ним относятся многие органические соединения, например сахар и спирты.

Теория электролитической диссоциации

Теория электролитической диссоциации была сформулирована шведским ученым С. Аррениусом (1887 г.). Основные положения теории С. Аррениуса:

— электролиты при растворении в воде распадаются (диссоциируют) на положительно и отрицательно заряженные ионы;

— под действием электрического тока положительно заряженные ионы движутся к катоду (катионы), а отрицательно заряженные – к аноду (анионы);

— диссоциация – обратимый процесс

КА ↔ К + + А −

Механизм электролитической диссоциации заключается в ион-дипольном взаимодействии между ионами и диполями воды (рис. 1).

Рис. 1. Электролитическая диссоциация раствора хлорида натрия

Легче всего диссоциируют вещества с ионной связью. Аналогично диссоциация протекает у молекул, образованных по типу полярной ковалентной связи (характер взаимодействия – диполь-дипольный).

Диссоциация кислот, оснований, солей

При диссоциации кислот всегда образуются ионы водорода (H +), а точнее – гидроксония (H 3 O +), которые отвечают за свойства кислот (кислый вкус, действие индикаторов, взаимодействие с основаниями и т.д.).

HNO 3 ↔ H + + NO 3 −

При диссоциации оснований всегда образуются гидроксид-ионы водорода (OH −), ответственные за свойства оснований (изменение окраски индикаторов, взаимодействие с кислотами и т.д.).

NaOH ↔ Na + + OH −

Соли – это электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов (или катион аммония NH 4 +) и анионы кислотных остатков.

CaCl 2 ↔ Ca 2+ + 2Cl −

Многоосновные кислоты и основания диссоциируют ступенчато.

H 2 SO 4 ↔ H + + HSO 4 − (I ступень)

HSO 4 − ↔ H + + SO 4 2- (II ступень)

Ca(OH) 2 ↔ + + OH − (I ступень)

+ ↔ Ca 2+ + OH −

Степень диссоциации

Среди электролитов различают слабые и сильные растворы. Чтобы охарактеризовать эту меру существует понятие и величина степени диссоциации (). Степень диссоциации – отношение числа молекул, продиссоциировавших на ионы к общему числу молекул. часто выражают в %.

К слабым электролитам относятся вещества, у которых в децимолярном растворе (0,1 моль/л) степень диссоциации меньше 3%. К сильным электролитам относятся вещества, у которых в децимолярном растворе (0,1 моль/л) степень диссоциации больше 3%. Растворы сильных электролитов не содержат непродиссоциировавших молекул, а процесс ассоциации (объединения) приводит к образованию гидратированных ионов и ионных пар.

На степень диссоциации оказывают особое влияние природа растворителя, природа растворенного вещества, температура (у сильных электролитов с повышением температуры степень диссоциации снижается, а у слабых – проходит через максимум в области температур 60 o С), концентрация растворов, введение в раствор одноименных ионов.

Амфотерные электролиты

Существуют электролиты, которые при диссоциации образуют и H + , и OH − ионы. Такие электролиты называют амфотерными, например: Be(OH) 2 , Zn(OH) 2 , Sn(OH) 2 , Al(OH) 3 , Cr(OH) 3 и т.д.

H + +RO − ↔ ROH ↔ R + + OH −

Ионные уравнения реакций

Реакции в водных растворах электролитов – это реакции между ионами – ионные реакции, которые записывают с помощью ионных уравнений в молекулярной, полной ионной и сокращенной ионной формах. Например:

BaCl 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2NaCl (молекулярная форма)

Ba 2+ + 2 Cl − + 2 Na + + SO 4 2- = BaSO 4 ↓ + 2 Na + + 2 Cl − (полная ионная форма)

Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 ↓ (сокращенная ионная форма)

Водородный показатель pH

Вода – слабый электролит, поэтому процесс диссоциации протекает в незначительной степени.

H 2 O ↔ H + + OH −

К любому равновесию можно применить закон действующих масс и записать выражение для константы равновесия:

K = /

Равновесная концентрация воды – величина постоянная, слеовательно.

K = = K W

Кислотность (основность) водного раствора удобно выражать через десятичный логарифм молярной концентрации ионов водорода, взятый с обратным знаком. Эта величина называется водородным показателем (рН).

Теорию электролитической диссоциации предложил шведский ученый С. Аррениус в 1887 году.

Электролитическая диссоциация - это распад молекул электролита с образованием в растворе положительно заряженных (катионов) и отрицательно заряженных (анионов) ионов.

Например, уксусная кислота диссоциирует так в водном растворе:

CH 3 COOH⇄H + +CH 3 COO - .

Диссоциация относиться к обратимым процессам. Но различные электролиты диссоциируют по-разному. Степень зависит от природы электролита, его концентрации, природы растворителя, внешних условий (температуры, давления).

Степень диссоциации α - отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул:

α=v´(x)/v(x).

Степень может варьироваться от 0 до 1 (от отсутствия диссоциации до ее полного завершения). Обозначается в процентах. Определяется экспериментальным путем. При диссоциации электролита происходит увеличение числа частиц в растворе. Степень диссоциации показывает силу электролита.

Различают сильные и слабые электролиты .

Сильные электролиты - это те электролиты, степень диссоциации которой превышает 30%.

Электролиты средней силы - это те, степень диссоциации которой делит в пределах от 3% до 30%.

Слабые электролиты - степень диссоциации в водном 0,1 М растворе меньше 3%.

Примеры слабых и сильных электролитов.

Сильные электролиты в разбавленных растворах нацело распадаются на ионы, т.е. α = 1. Но эксперименты показывают, что диссоциация не может быть равна 1, она имеет приближенное значение, но не равна 1. Это не истинная диссоциация, а кажущаяся.

Например, пусть у некоторого соединения α = 0,7. Т.е. по теории Аррениуса в растворе «плавает» 30% непродиссоцииовавших молекул. А 70% образовали свободные ионы. А электролстатическая теория дает другое определение этому понятию: если α = 0,7, то все молекулы диссоциированы на ионы, но ионы свободны лишь на 70%, а оставшиеся 30% - связаны электростатическими взаимодействиями.

Кажущаяся степень диссоциации.

Степень диссоциации зависит не только от природы растворителя и растворяемого вещества, но и от концентрации раствора и температуры.

Уравнение диссоциации можно представить в следующем виде:

AK ⇄ A- + K + .

И степень диссоциации можно выразить так:

С увеличением концентрации раствора степень диссоциации электролита падает. Т.е. значения степени для конкретного электролита не является величиной постоянной.

Так как диссоциация - процесс обратимый, то уравнения скоростей реакции можно записать следующим образом:

Если диссоциация равновесна, то скорости равны и в результате получаем константу равновесия (константу диссоциации):

К зависит от природы растворителя и от температуры, но не зависит от концентрации растворов. Из уравнения видно, что чем больше недиссоциированных молекул, тем меньше величина константы диссоциации электролита.

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, и каждая ступень имеет свое значение константы диссоциации.

Если диссоциирует многоосновная кислота, то легче всего отщепляется первый протон, а при возрастании заряда аниона, притяжение возрастает, и поэтому протон отщепляется намного труднее. Например,

Константы диссоциации ортофосфорной кислоты на каждой ступени должны сильно различаться:

I - стадия:

II - стадия:

III - стадия:

На первой ступени ортофосфорная кислота - кислота средней силы, а 2ой - слабая, на 3ей - очень слабая.

Примеры констант равновесия для некоторых растворов электролитов.

Рассмотрим пример:

Если в раствор, в котором содержатся ионы серебра внести металлическую медь, то в момент равновесия, концентрация ионов меди должна быть больше, чем концентрация серебра.

Но у константы низкое значение:

AgCl⇄Ag + +Cl - .

Что говорит о том, что к моменту достижения равновесия растворилось очень мало хлорида серебра.

Концентрация металлической меди и серебра введены в константу равновесия.

Ионное произведение воды.

В приведенной таблице есть данные:

Эту константу называют ионным произведением воды , которое зависит только от температуры. Согласно диссоциации на 1 ион Н + приходится один гидроксид-ион. В чистой воде концентрация этих ионов одинакова: [H + ] = [OH - ].

Отсюда, [H + ] = [OH - ] = = 10-7 моль/л.

Если добавить в воду постороннее вещество, например, хлороводородную кислоту, то концентрация ионов водорода возрастет, но ионное произведение воды от концентрации не зависит.

А если добавить щелочь, то повысится концентрация ионов, а количество водорода понизится.

Концентрация и взаимосвязаны: чем больше одна величина, тем меньше другая.

Кислотность раствора (рН).

Кислотность растворов обычно выражается концентрацией ионов Н + . В кислых средах рН <10 -7 моль/л, в нейтральных - рН = 10 -7 моль/л, в щелочных - рН > 10 -7 моль/л.
Кислотность раствора выражают через отрицательный логарифм концентрации ионов водорода, называя ее рН .

рН = - lg [ H + ].

Взаимосвязь между константой и степенью диссоциации.

Рассмотрим пример диссоциации уксусной кислоты:

Найдем константу:

Молярная концентрация С=1/ V , подставим в уравнение и получим:

Эти уравнения являются законом разведения В. Оствальда , согласно которому константа диссоциации электролита не зависит от разведения растовра.

Цели: сформировать понятия об электролитах и неэлектролитах, ЭД, раскрыть механизм диссоциации веществ с ионной и ковалентной полярной связью, ввести понятие «степень электролитической диссоциации» и показать ее зависимости от различных факторов; сформулировать основные положения ТЭД; формировать умения у обучающихся составлять уравнения диссоциации;

развивать умения сравнивать, анализировать и делать выводы, навыки само– и взаимоконтроля, интеллектуальные способности;

воспитывать компетентную личность с практической направленностью.

Оборудование: компьютер, мультимедийный проектор, экран, прибор для определения электропроводности растворов, штативы с лапкой и кольцом, модель-аппликация «Механизм ЭД»

Реактивы: Н 2 О дист., NaCl кр., NaOH кр., ледяная уксусная кислота CH 3 COOH, С 12 Н 22 О 11 кр.; р-р Н 2 SO 4 , на каждую парту: растворы индикаторов метилоранжа, фенолфталеина, р-ры HCl, NaОН, Na 2 SO 4.

Ход урока

I. Организационный момент

II. Сообщение темы, постановка цели. Рефлексия

(Запись в тетрадь темы урока)

Учитель: Речь пойдет о самом удивительном веществе нашей планеты, без которого нет жизни – это воде, её роли при растворении веществ.

Прежде чем начать изучение новой темы, я хочу проверить ваше настроение. Зарисуйте свое настроение в индивидуальном сопроводительном листе, который находится у Вас на парте. (Приложение 1)

III. Изучение нового материала

1 этап. Электролиты, неэлектролиты.

Учитель: Обратимся к истории 1837 года. В этот период в Лондоне в лаборатории Королевского института работали два учёных: Гемфри Деви и Майкл Фарадей. Они начали исследования в области электричества и ввели понятия, которыми мы пользуемся до сих пор. Деви и Фарадей проводили опыты по определению электропроводности растворов, используя специальный прибор, модель которого представлена у Вас на рис. 126 с.193 (О.С.Габриелян, Химия 8). Он состоит из 2-х электродов, лампочки и розетки. При опускании электродов в исследуемое вещество, если оно проводит ток, то лампочка загорается, если не проводит – не загорается.

Давайте и мы проведем исследования (Демонстрация электрической проводимости различных веществ с помощью специального прибора).

Беседа с классом:

– Предварительно вспомним, на какие 2 группы делят все химические соединения по типу химической связи?

Результаты эксперимента отмечаем в таблице сопроводительного листа. (Приложение 1)

Проверка электропроводности воды прибором

Беседа:

– Как Вы думаете, проводит вода электрический ток?
– Какой тип химической связи у воды? (Ковалентная слабо полярная )
– К какому классу химических соединений она относится?
– Проверим электропроводность прибором. (Не проводит ток).

(Отмечаем в таблице. )

Проверка электропроводности у поваренной соли NaCl кристаллической.

– Какой тип химической связи у этого соединения?
– К какому классу оно относится?
– Как вы думаете, проводит NaClкр. электрический ток?
– Проверим прибором (Нет) .
– А теперь добавим воду в соль и проверим электропроводность этого раствора.
– Как Вы думаете, будет раствор поваренной соли проводить электрический ток? (Этот опыт может проделать ученик)
– Как Вы думаете почему? На этот вопрос мы дадим ответ немного позже. А сейчас продолжим исследование. И так далее….
– Какой вывод мы можем сделать на основе проведенных исследований?

(Вывод: Одни вещества проводят ток, а другие нет)

Учитель: Вещества, растворы которых проводят электрический ток назвали электролитами, а вещества, которые не проводят ток – неэлектролитами

– А какие вещества проводят электрический ток? (Растворы кислот, щелочей, солей. )
– С каким видом химической связи растворы веществ проводят электрический ток? (Ионной, ковалентной сильно полярной)
– Какие вещества не проводят электрический ток? (Все кристаллические вещества, оксиды, газы)
– С каким видом химической связи вещества не проводят электрический ток? (С ковалентной неполярной и слабо полярной)

Закрепление этапа 1: Задание 1 . Блиц-опрос :

– Сформулируйте определения электролитов и неэлектролитов. (Запись в тетрадь )
– Какой тип химической связи характерен электролитам и неэлектролитам?
– Классы каких веществ относятся к электролитам и неэлектролитам?
– Где Вы в жизни встречались с электролитами? (Аккумуляторы в автомобилях)

Задание 2. Выберите из перечня веществ электролиты и неэлектролиты, определив вид химической связи. Ответ поясните.

2 этап: Механизм электролитической диссоциации .

Продолжение беседы:

– Какие частицы могут создавать электрический ток в растворе? (Движущие заряженные частицы)
– Почему и при каких условиях вещества проводят электрический ток?

(Они распадаются на ионы при растворении или расплавлении, являются проводниками второго рода. Прохождение тока происходит за счёт переноса ионов, а не электронов. Металлы – проводники первого рода (ток создается за счет свободных электронов).

– А какие заряженные частицы могут быть в растворах, например, у веществ с ионной связью – растворе NaCl? (Свободные ионы)

Внимание: В кристаллах ионы не свободные, а находятся в узлах кристаллической решетки.

– Что же происходит с кристаллом при растворении его в воде?

– Какова роль воды в этом процессе?

(Вода взаимодействует с электролитом и он под действием воды распадается на ионы).

Рассмотрим механизм этого процесса.

Сначала рассмотрим строение молекулы воды

Вода (диполь) < 104,5 0

Сообщение: Интересное о воде… (Приложение 3)

Механизм электролитической диссоциации с ионной связью на примере NaCl

Рассмотрите схему процесса (рис.127, с.195, Химия, 9, О.С.Габриелян).

– Что происходит с диполями воды?

Этот процесс называется ориентация . (Запись в тетрадь)

гидратация . (Запись в тетрадь)

3.Во время гидратации возникают силы взаимного притяжения между диполями и ионами, химическая связь между ионами кристалла ослабевает и ионы, окруженные «водным одеялом» отрываются и переходят в раствор.

Происходит распад – диссоциация .

Ионы, окруженные водной оболочкой, называют гидратированными .

Процесс диссоциации упрощенно можно записать: NaCl = Na + + Cl -

(Катионы, анионы)
– Они простые или сложные? (Простые)

– Итак, какие 3 процесса происходят при растворении веществ с ионной связью в воде?

1. ориентация
2. гидратация
3. диссоциация. Демонстрация процесса диссоциации. (Анимация )

Задание для учащихся

С помощью модели-аппликации покажите на магнитной доске механизм диссоциации электролита с ионной связью и прокомментируйте это

Механизм электролитической диссоциации веществ с ковалентной полярной связью на примере НCl

– А каков механизм диссоциации электролита с ковалентной полярной связью?
– Рассмотрите схему процесса (рис.128, с.196, в учебнике).
– Что происходит с диполями воды?

1. Диполи ориентируются отрицательными концами вокруг положительных ионов, а положительными вокруг отрицательных.

Этот процесс называется ориентация . (Запись в тетрадь)

2. Между ионами электролита и диполями происходит взаимодействие. Этот процесс называется гидратация . (Запись в тетрадь)

3.Под действием диполей воды происходит превращение ковалентной полярной связи в ионную, то есть происходит ионизация молекул электролита.

4. Происходит распад – диссоциация .

Процесс диссоциации упрощенно можно записать: НCl = Н + + Cl -

– Как называют распавшиеся ионы?
– Они простые или сложные?
– Итак, какие процессы происходят при растворении веществ с ковалентной полярной связью в воде?

1. ориентация
2. гидратация
3. ионизация
4. диссоциация

Демонстрация процесса диссоциации. (Анимация )

Задание для учащихся

С помощью модели-аппликации покажите на магнитной доске механизм диссоциации электролита с ковалентной полярной связью и прокомментируйте это

Вывод: при растворении в воде вещества взаимодействуют с диполями, распадаются на свободные гидратированные ионы и проводят электрический ток. Гидратация ионов является основной причиной диссоциации электролита.

К такому выводу пришел шведский ученый Сванте Аррениус в 1887 году.

Вернемся к истории.

Учитель: Так как диссоциация происходит у электролитов, поэтому ее называют электролитической.

Оказывается электролитами являются не только растворы кислот, солей и щелочей, но и их расплавы.

Давайте сформулируем определение ЭД.

По лесенке поднимемся к вершине горы, теме сегодняшнего урока.

– Какие ключевые слова мы применяли при исследованиях, выводах?

Что происходит с веществом при диссоциации? «распад»

– Какое вещество распадается? «электролит»
– На какие частицы распадается электролит? «ионы»
– При каких условиях распадается? «при растворении в роде или расплавлении»
– Повторим!!!

Процесс обратный диссоциации называется ассоциацией.

– Какиебывают ионы? Заполните схему:

И выполните задание.

– Отличаются ли ионы от атомов или молекул? Если да, то чем?

3 этап: Степень диссоциации. Сильные и слабые электролиты.

Учитель: Все ли электролиты в одинаковой степени проводят электрический ток? (Нет)

– Продолжим исследование с уксусной кислотой.

Демонстрация опыта:

Учитель: Проверим электропроводность концентрированной уксусной кислоты.

Беседа с классом:

– Что вы наблюдаете? (Лампочка горит очень слабо)

Вывод: не все электролиты в одинаковой степени проводят электрический ток. Бывают сильные и слабые электролиты.

Характеристикой силы электролита является степень диссоциации и обозначается α. α можно вычислить по формуле.

Для слабых электролитов процесс диссоциации обратим. HNO 2 ↔ H + + NO 2 -

Подробная информационная карта у вас на столах в сопроводительном листе.

– А можно ли «слабого сделать сильным», то есть увеличить степень диссоциации?

– От чего зависит α?

Продолжим исследования (Демонстрация опыта)

Беседа с классом:

1. Нагреем уксусную кислоту.
– Что Вы наблюдаете? От чего же зависит α?

2. Разбавим кислоту водой, то есть уменьшим её концентрацию.
– Что наблюдаете? От чего еще зависит α?

Вывод: α зависит от t, C. Если температуру увеличить α тоже увеличивается, если концентрацию увеличить α уменьшается.

4 этап: Кислоты, основания соли с точки зрения ЭД.

Учитель: Рассмотрим наглядно диссоциацию кислот, оснований и солей и составим уравнения их диссоциации на примере модельных схем ЭД кислот, щелочей и солей

Работа и беседа учителя с классом:

– Составьте алгоритм написания данных уравнений (по образцу).
– На какие ионы диссоциируют кислоты?
– Сформулируйте определение кислот с точки зрения ЭД. -Каким ионом будут определяться их свойства?
– Докажите экспериментально, что у вас в пробирке №1 кислота.(Обучающиеся выполняют лабораторный опыт)
– На какие ионы диссоциируют основания?
– Сформулируйте определение оснований с точки зрения ЭД.
– Каким ионом будут определяться их свойства?
– Докажите экспериментально, что у вас в пробирке №2 щелочь.

(Обучающиеся выполняют лабораторный опыт)

– На какие ионы диссоциируют соли?
– Сформулируйте определение солей с точки зрения ЭД.
– Каким ионом будут определяться их свойства? (Разными)

5 этап: Физкультминутка для глаз

А теперь все отдохнем
Глазки крепенько сожмем
Поморгаем раз пяток
И продолжим наш урок
Крепко глазки зажмурим
Вспомним всё и повторим:
Раз, да, три, четыре, пять
Вернемся к диссоциации опять.
Истина всегда проста:
Щелочь, соль и кислота
Пропускают ток всегда,
Если их раствор – вода.

Почему же кислород,
Спирт, глюкоза и азот,
Растворенные в воде,
Не пропустят ток нигде?

Потому что вещества –
Неживые существа,
И зависят свойства их,
Сложных и совсем простых,
От строения частиц,
Микромира без границ.
А раствор, где ток бурлит,
Назван был электролит

Укрепляя мышцы глаз,
Взгляд меняем 8 раз
То поближе, то подальше
Посмотреть прошу я Вас.
От усталости спасет
Вас глазной круговорот.
Круга 3 вращайте влево,
А потом наоборот!

IV. Закрепление

1. Задания в игровой форме, проблемно-поисковые задания на слайдах.
2. Самостоятельная работа на 10 мин (Слайд )

V. Обобщающие выводы

Учитель: Все сегодняшние полученные знания можно обобщить в одной теории, которая называется теорией электролитической диссоциации (ТЭД)

Основные положения сформулированы в опорном конспекте (Приложение 4 ).

Работа с опорным конспектом

1. Все вещества делятся на электролиты и неэлектролиты. ТЭД изучает электролиты.
2. При растворении в воде эл-ты диссоциируют на ионы.
3. Причина диссоциации – гидратация, то есть взаимодействие электролита с молекулами воды и разрыв химической связи в нем.
4. Под действием эл. тока + ионы(катионы) движутся к катоду, а отрицательные (анионы) к аноду.
5. ЭД обратима для слабых электролитов.
6. Не все электролиты в одинаковой степени диссоциируют на ионы. Поэтому они делятся на сильные и слабые и характеризуются степенью диссоциации, которая зависит от разных причин.
7. Химические свойства растворов электролитов определяются свойствами тех ионов, которые они образуют при диссоциации.
8. По характеру образующихся ионов различают 3 типа электролитов.

VI. Подведение итога урока. Домашнее задание

§35,36; упр. № 4,5 с.203,

Индивидуальные доп.зад. в раб. тетр. №18, с.124, №20 с.126

Учитель: Прежде чем закончить урок, я хочу проверить ваше настроение в конце урока. Зарисуйте свое настроение в индивидуальном сопроводительном листе, который находится у Вас на парте. (Приложение 1)

Заключение

Ты – молодчина! И в это поверь.
Открыта тобой в мир химии дверь.
Надеемся все мы, что лет через пять,
Прекрасным ученым сможешь ты стать.

Вы никогда не задумывались над тем, почему одни растворы проводят электричество, а другие — нет? Например, всем известно, что лучше не принимать ванну, одновременно укладывая волосы феном. Ведь вода - неплохой проводник электрического тока, и если работающий фен упадет в воду, то не избежать. На самом деле, вода — не такой уж и хороший проводник тока. Есть растворы, которые проводят электричество гораздо лучше. Такие вещества называют электролитами. К ним можно отнести кислоты, щелочи и растворимые в воде соли.

Электролиты — кто они?

Возникает вопрос: почему растворы одних веществ пропускают электричество, а других — нет? Все дело в заряженных частицах — катионах и анионах. При растворении в воде электролиты распадаются на ионы, которые при действии электрического тока движутся в заданном направлении. Положительно заряженные катионы движутся к отрицательному полюсу — катоду, а отрицательно заряженные анионы движутся к положительному полюсу — аноду. Процесс распада вещества на ионы при расплавлении или растворении в воде носит гордое название — электролитическая диссоциация.

Этот термин ввел в обращение шведский ученый С.Аррениус, когда изучал свойства растворов пропускать электричество. Для этого он замыкал через раствор какого-либо вещества и следил загорается лампочка при этом или нет. Если лампочка накаливания загорается — значит раствор проводит электричество, из чего следует вывод, что это вещество является электролитом. Если лампочка остается потухшей — то раствор не проводит электричество, следовательно это вещество — неэлектролит. К неэлетролитам относятся растворы сахара, спирта, глюкозы. А вот расторы поваренной соли, серной кислоты и прекрасно проводят электрический ток, следовательно в них протекает электролитическая диссоциация.

Как протекает диссоциация?

Впоследствии теорию электролитической диссоциации развили и дополнили русские ученые И.А. Каблуков и В.А. Кистяковский, применив к ее обоснованию химическую теорию растворов Д.И. Менделеева.

Эти ученые выяснили, что электролитическая диссоциация кислот, щелочей и солей протекает в следствие гидратации электролита, то есть его взаимодействия с молекулами воды. Ионы, катионы и анионы, образующиеся в результате этого процесса будут гидратированными, то есть связанными с молекулами воды, которые их окружают плотным кольцом. Их свойства значительно отличаются от негидратированных ионов.

Итак, в растворе нитрата стронция Sr(NO3)2, а также в растворах гидроксида цезия CsOH, протекает электролитическая диссоциация. Примеры этого процесса можно выразить следующими :

Sr(NO3)2 = Sr2+ + 2NO3 -,

т.е. при диссоциации одной молекулы нитрата стронция образуется один катион стронция и 2 нитрат-аниона;

CsOH = Cs+ + OH-,

т.е. при диссоциации одной молекулы гидроксида цезия образуется один катион цезия и один гидроксид-анион.

Электролитическая диссоциация кислот происходит аналогично. Для йодоводородной кислоты этот процесс можно выразить следующим уравнением:

т.е. при диссоциации одной молекулы йодоводородной кислоты образуется один катион водорода и один анион йода.

Механизм диссоциации.

Электролитическая диссоциация веществ-электролитов протекает в несколько стадий. Для веществ с ионным типом связи, таких как NaCl, NaOH этот процесс включает в себя три последовательных процесса:

вначале молекулы воды, имеющие 2 разноименных полюса (положительный и отрицательный) и представляющие собой диполь, ориентируются у ионов кристалла. Положительным полюсом они прикрепляются к отрицательному иону кристалла, и наоборот, отрицательным полюсом — к положительному у ионов кристалла;

затем происходит гидратация ионов кристалла диполями воды,

и только после этого гидратированные ионы как бы расходятся в разные стороны и начинают двигаться в растворе или расплаве хаотично до тех пор, пока на них не подействуют электрическим полем.

Для веществ с таких как HCl и другие кислоты, процесс диссоциации аналогичен, за исключением того, что на начальном этапе происходит переход ковалентной связи в ионную за счет действия диполей воды. Таковы основные моменты теории диссоциации веществ.